Faktoren, die die molare Konzentration beeinflussen.

Typ hauptsächlich

Maulwurf(russische Bezeichnung: Maulwurf ; International: mol ; veralteter Name Gramm Molekül(bezogen auf die Anzahl der Moleküle); von lat. Mol - Menge, Masse, zählbare Menge) - eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes im Internationalen Einheitensystem (SI), einer der sieben SI-Grundeinheiten.

Der Maulwurf wurde 1971 von der XIV. Generalkonferenz für Maß und Gewicht (CGPM) als Basiseinheit des SI eingeführt.

Bisher bezieht sich die Definition eines Maulwurfs auf die Masse. Die XXVI. Generalkonferenz für Maß und Gewicht (13.-16. November 2018) hat jedoch eine neue Definition des Maulwurfs angenommen, die auf der Festlegung des Zahlenwerts der Avogadro-Konstante basiert. Die Entscheidung tritt am Weltmetrologietag am 20. Mai 2019 in Kraft.

Definition

Die genaue Definition eines Maulwurfs ist wie folgt formuliert:

Mol - die Stoffmenge eines Systems, das so viele Strukturelemente enthält, wie Atome in Kohlenstoff-12 mit einem Gewicht von 0,012 kg vorhanden sind. Bei der Verwendung des Maulwurfs müssen die Strukturelemente angegeben werden und können Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen und andere Teilchen oder bestimmte Teilchengruppen sein.

Aus der Definition eines Mols folgt direkt, dass die Molmasse von Kohlenstoff-12 12 g/mol beträgt exakt.

Die Anzahl bestimmter Strukturelemente in einem Mol eines Stoffes wird als Avogadro-Konstante (Avogadro-Zahl) bezeichnet, meist als N A. Somit sind 0,012 kg Kohlenstoff-12 enthalten N Ein Atom. Der vom Committee on Data for Science and Technology (CODATA) im Jahr 2014 empfohlene Wert der Avogadro-Konstante beträgt 6,022140857(74)⋅10 23 mol −1 . Daher hat 1 Atom Kohlenstoff-12 eine Masse von 0,012 / N Ein kg = 12/ N Ein g 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms wird als atomare Masseneinheit (a. e. m.) bezeichnet, und daher 1 a. EM = 0,001/ N Akg =1/ N A g. Die Masse eines Mols einer Substanz (Molmasse) ist also gleich der Masse eines Teilchens einer Substanz, eines Atoms oder Moleküls, ausgedrückt in a. e. m. und multipliziert mit N A.
Zum Beispiel die Masse von 1 Mol Lithium, mit einem atomaren Kristallgitter, gleich sein wird
7 ein. e.m.x N A \u003d 7 x 1 / N Ein gx N Amol −1 = 7 g/mol,
und die Masse ist 1 Mol Sauerstoff, bestehend aus zweiatomigen Molekülen
2 x 16 ein. e.m.x N A \u003d 2 x 16 x 1 / N Ein gx N Ein mol -1 \u003d 32 g / mol.
Das heißt, nach Definition a. e. m. Daraus folgt, dass die Molmasse eines Stoffes, ausgedrückt in Gramm pro Mol, numerisch ist gleich der Masse des kleinsten Teilchens (Atom oder Molekül) dieser Substanz, ausgedrückt in atomaren Masseneinheiten.

Der Maulwurf wird die Mengeneinheit der Materie bleiben; seine Größe wird jedoch bestimmt, indem der numerische Wert der Avogadro-Konstante auf genau 6,02214X⋅10 23 festgelegt wird, wenn er in der SI-Einheit mol −1 ausgedrückt wird.

Dabei ersetzt X eine oder mehrere signifikante Ziffern, die zukünftig auf Basis der besten Empfehlungen von CODATA ermittelt werden.

XXV CGPM, abgehalten im Jahr 2014, beschloss, die Arbeit an der Vorbereitung einer neuen Überarbeitung des SI fortzusetzen, einschließlich der Neudefinition des Maulwurfs, und plante, diese Arbeit bis 2018 abzuschließen, um das bestehende SI durch eine aktualisierte Version bei XXVI zu ersetzen CGPM im selben Jahr.

Vielfache und Teiler

Dezimale Vielfache und Teiler werden mit Standard-SI-Präfixen gebildet. Außerdem kann die Maßeinheit "Ioktomol" nur formal verwendet werden, da solch kleine Mengen eines Stoffes durch einzelne Partikel gemessen werden müssen (1 imol entspricht formal 0,602 Partikeln).

Vielfache				Dolnye
Größe	Titel	Bezeichnung		Größe	Titel	Bezeichnung
10 1 mol	Decamole	Damol	Damol	10 –1 mol	Dezimol	dmol	dmol
10 2 mol	Hektomol	gmol	hmol	10 –2 mol	Zentimol	Harz	cmol
10 3 mol	Kilomol	kmol	kmol	10 –3 mol	Millimol	mmol	mmol
10 6 mol	Megamol	mmol	mmol	10 –6 mol	Mikromol	µmol	mmol
10 9 mol	Gigamol	Gmol	gmol	10 –9 mol	Nanomol	Nanomol	Nanomol
10 12 mol	Theramol	Tmol	tmol	10 –12 mol	Picomol	pmol	pmol
10 15 mol	Petamol	Pmol	pmol	10 –15 mol	Femtomol	fmol	fmol
10 18 mol	Prüfung	emol	emol	10 –18 mol	attomol	amol	amol
10 21 mol	Zettamol	Zmol	Zmol	10 –21 mol	Zeptomol	zmol	zmol
10 24 mol	Yottamol	Imol	Ymol	10 –24 mol	Joktomol	imol	ymol
Anwendung wird nicht empfohlen

Feiertag "Tag des Maulwurfs"

siehe auch

Anmerkungen

Begriff Gramm Atom wie auf das Atommol angewendet, wird es derzeit ebenfalls wenig verwendet.
Mol (Einheit der Stoffmenge) // Moesia - Morshansk. - M.: Sowjetische Enzyklopädie, 1974. - (Große Sowjetische Enzyklopädie: [in 30 Bänden] / ch. ed.

Gestern habe ich versprochen, es in einer zugänglichen Sprache zu erklären. Etwas Wichtiges für das Verständnis der Chemie. Wenn du es einmal verstanden hast, wirst du es nie vergessen.

Die Chemie hat wie jede Wissenschaft ihre eigene Sprache. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - chemisch gesehen eine Aufzeichnung der Reaktion der Bildung von Wasser aus einfachen Substanzen, Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O). Kleine Zahlen beziehen sich auf die Anzahl der Atome (Sie sind nach dem Symbol des chemischen Elements), große - auf die Anzahl der Moleküle. Das sieht man an der Gleichung zwei Wasserstoffmoleküle verbinden sich mit ein Sauerstoffmolekül und als Ergebnis zwei Wassermoleküle. Achtung - das ist sehr wichtig zu verstehen! Es sind Moleküle, die sich mit Molekülen verbinden, nicht „Gramm mit Gramm“, sondern Molekül mit Molekül.

Dieser Anteil bleibt immer:

Alles wäre gut, aber es gibt zwei Probleme. Das erste ist, dass wir im wirklichen Leben nicht in der Lage sein werden, eine Million Sauerstoff- oder Wasserstoffmoleküle zu messen. Wir werden in der Lage sein, ein Gramm oder eine Tonne Reagenzien zu messen. Zweitens sind die Moleküle sehr klein. Es gibt 6,7 10 24 davon in einem Glas Wasser. Oder, in der üblichen Notation, 6,7 Billionen Billionen (das ist richtig – fast sieben Billionen Mal über eine Billion Moleküle). Es ist unbequem, mit solchen Zahlen zu arbeiten.

Was ist der Ausweg? Moleküle haben schließlich auch eine Masse, wenn auch eine sehr kleine. Wir nehmen einfach Masse eines Moleküls, mal Zahl der Moleküle und wir bekommen die Masse, die wir brauchen. Wir haben uns darauf geeinigt - wir nehmen eine sehr große Anzahl von Molekülen (600 Milliarden Billionen Teile) und erfinden für diese Menge spezielle Maßeinheit Maulwurf. Als gäbe es einen besonderen Namen für 12 Teile von etwas "Dutzend", und wenn sie von "zehn Dutzend" sprechen, meinen sie 120 Stück. 5 Dutzend Eier = 60 Stück. Also mit Maulwürfe. 1 Mol sind 600 Milliarden Billionen Moleküle oder, in mathematischer Notation, 6,02 10 23 Moleküle. Das heißt, wenn uns „1 Mol“ Wasserstoff gesagt wird, wissen wir, dass wir über 600 Milliarden Billionen Wasserstoffmoleküle sprechen. Wenn wir von 0,2 Mol Wasser sprechen, verstehen wir, dass wir von 120 Milliarden Billionen Wassermolekülen sprechen.

Noch einmal - der Maulwurf ist einfach so Zähleinheit, nur speziell für Moleküle. Wie „Zehn“, „Dutzend“ oder „Million“, nur viel mehr.

In Fortsetzung der obigen Tabelle kann man schreiben:

Wir haben das erste Problem gelöst, das Schreiben von 1 Mol oder 2 Mol ist viel bequemer als 600 Milliarden Billionen Moleküle oder 1,2 Billionen Billionen Moleküle. Aber aus Bequemlichkeit lohnte es sich nicht, den Garten einzuzäunen. Das zweite Problem ist, wie wir uns erinnern, der Übergang von Zahl der Moleküle(nicht einzeln zählen!) zu Masse der Materie, was wir auf der Waage messen können. Eine solche Anzahl von Molekülen in einem Mol (schließlich ist es ein wenig seltsam, nicht kreisförmig - 6,02 10 23 Moleküle) wurde aus einem bestimmten Grund gewählt. Ein Mol Kohlenstoffmoleküle wiegt genau 12 Gramm.

Es ist klar, dass alle Moleküle unterschiedlich sind. Es gibt große und schwere – sie können viele Atome haben oder nicht sehr viele, aber die Atome selbst sind schwer. Und es gibt kleine und leichte Moleküle. Für jedes Atom und für viele Moleküle gibt es in den Nachschlagewerken Tabellen mit ihren Molmasse. Das heißt, mit dem Gewicht eines Mols solcher Moleküle (wenn nicht, können Sie es leicht selbst berechnen, indem Sie die Molmassen aller Atome addieren, aus denen das Molekül besteht). Die Molmasse wird in Gramm / Mol gemessen (wie viele Gramm wiegen ein Mol, dh wie viele Gramm wiegen 6,02 10 23 Moleküle). Wir erinnern uns, dass der Maulwurf nur eine Zähleinheit ist. Nun, als ob sie in das Nachschlagewerk geschrieben hätten - 1 Dutzend Hühnereier wiegen 600 Gramm und 1 Dutzend Straußeneier wiegen 19 Kilogramm. Ein Dutzend ist nur eine Menge (12 Stück), und die Eier selbst, Huhn oder Strauß, wiegen unterschiedlich. Und ein Dutzend dieser oder anderer Eier wiegt auch anders.

So ist es mit Molekülen. 1 Mol kleine und leichte Wasserstoffmoleküle wiegt 2 Gramm und 1 Mol große Schwefelsäuremoleküle wiegt 98 Gramm. 1 Mol Sauerstoff wiegt 32 Gramm, 1 Mol Wasser wiegt 18 Gramm. Hier ist ein Beispielbild, das kleine Wasserstoffmoleküle und große Sauerstoffmoleküle zeigt. Dieses Bild ist eine grafische Darstellung der Reaktion 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Wir füllen die Tabelle weiter aus:

Siehe den Übergang von Zahl der Moleküle zu ihren Masse? Sehen Sie, dass das Gesetz der Erhaltung der Materie erfüllt ist? 4 Gramm + 32 Gramm ergaben 36 Gramm.

Jetzt können wir einfache Probleme in der Chemie lösen. Hier ist das primitivste: Es gab 100 Sauerstoffmoleküle und 100 Wasserstoffmoleküle. Was passiert als Ergebnis der Reaktion? Wir wissen, dass für 1 Molekül Sauerstoff 2 Moleküle Wasserstoff benötigt werden. Daher werden alle 100 Wasserstoffmoleküle reagieren (und 100 Wassermoleküle werden gebildet), aber nicht der gesamte Sauerstoff reagiert, es bleiben weitere 50 Moleküle übrig. Sauerstoff ist im Überschuss.

Moleküle sind, wie ich oben sagte, Stücke, die niemand beachtet. Substanzen werden normalerweise in Gramm gemessen. Jetzt eine Aufgabe aus dem Schulbuch: Es gibt 10 g Wasserstoff und 64 g Sauerstoff, was passiert, wenn sie gemischt werden? Wir müssen zuerst die Massen in Mol umrechnen (also die Anzahl der Moleküle oder die Stoffmenge, wie die Chemiker sagen). 10 g Wasserstoff sind 5 Mol Wasserstoff (1 Mol Wasserstoff wiegt 2 Gramm). 64 g Sauerstoff sind 2 Mol (1 Mol wiegt 32 Gramm). Wir wissen, dass für 1 Mol Sauerstoff 2 Mol Wasserstoff bei der Reaktion verbraucht werden. Das bedeutet, dass in unserem Fall der gesamte Sauerstoff (2 Mol) und 4 von 5 Mol Wasserstoff reagieren. Sie erhalten 4 Mol Wasser und haben immer noch 1 Mol Wasserstoff.

Lassen Sie uns die Antwort wieder in Gramm umwandeln. Der gesamte Sauerstoff (64 Gramm) und 8 Gramm Wasserstoff (4 Mol * 2 g/Mol) reagieren. 1 Mol Wasserstoff bleibt unumgesetzt (das sind 2 Gramm) und Sie erhalten 72 Gramm Wasser (4 Mol * 18 g/mol). Der Stofferhaltungssatz ist wieder erfüllt - 64 + 10 = 72 + 2.

Ich denke, das sollte mittlerweile jedem klar sein. 1 Mol ist nur die Anzahl der Moleküle. Die Molmasse ist die Masse eines Mols. Es wird benötigt, um von der Masse einer Substanz (mit der wir in der realen Welt arbeiten) auf die Anzahl der Moleküle oder die für Reaktionen benötigte Substanzmenge zu gelangen.

Wiederholen wir noch einmal:

a) Stoffe reagieren im Verhältnis von n Molekülen des einen zu m Molekülen des anderen. Dieser Anteil wird für 100 Moleküle der ursprünglichen Substanz und für 100 Billionen oder 100 Billionen Billionen gleich sein.
b) Um Moleküle nicht als Teile zu betrachten, haben sie der Einfachheit halber eine spezielle Zähleinheit entwickelt - einen Maulwurf, dh sofort 6,02 10 23 Moleküle. Die Anzahl dieser Mole wird als übliche "Stoffmenge" bezeichnet.
c) ein Mol jeder Substanz wiegt unterschiedlich, weil. die Moleküle und Atome, aus denen die Materie selbst besteht, wiegen unterschiedlich. Die Masse eines Mols eines Stoffes wird als Molmasse bezeichnet. Ein weiteres Beispiel ist, dass gewöhnliche und Silikatsteine unterschiedliches Gewicht haben. Wenn wir eine Analogie ziehen, dann ist das „Gewicht von tausend Ziegeln“ die „Molmasse“ (mit dem Unterschied, dass es nicht 1000 Moleküle sind, sondern mehr). Die Masse dieser "tausend Ziegel" ist bei Silikat- und gewöhnlichen Ziegeln unterschiedlich.
d) Wir zäunen diesen ganzen Garten ein, um einfach von der Masse der Reagenzien auf die Menge der Substanz (die Anzahl der Moleküle, die Anzahl der Mole) und umgekehrt umzuschalten. Und Sie müssen hin und her gehen, weil wir in der realen Welt Reagenzien in Gramm messen und chemische Reaktionen nicht proportional zur Masse, sondern zur Anzahl der Moleküle ablaufen.

P.S. Chemiker und andere - ich habe hier ausdrücklich vieles vereinfacht. Ich brauche nicht zu erklären, dass 12 Gramm nicht 1 Mol Kohlenstoff, sondern 1 Mol C 12 -Isotopenmoleküle wiegen, oder dass man statt „Moleküle“ „Struktureinheiten“ (Moleküle, Ionen) schreiben müsste , Atome ...), speziell nicht erwähnt, dass 1 Mol Gas unter gleichen Bedingungen das gleiche Volumen einnimmt und vieles mehr

Was mir in den Lehrbüchern nicht gefallen hat, ist nur die formale Definition des Maulwurfs, ohne die Bedeutung dieses Begriffs und seinen Zweck zu spezifizieren.

Eine der Grundeinheiten im Internationalen Einheitensystem (SI) ist Die Mengeneinheit eines Stoffes ist das Mol.

Maulwurf – das ist eine solche Menge eines Stoffes, die so viele Struktureinheiten eines bestimmten Stoffes (Moleküle, Atome, Ionen usw.) enthält, wie 0,012 kg (12 g) eines Kohlenstoffisotops Kohlenstoffatome enthalten 12 Mit .

Da der Wert der absoluten Atommasse für Kohlenstoff ist m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, Sie können die Anzahl der Kohlenstoffatome berechnen N SONDERN enthalten in 0,012 kg Kohlenstoff.

Ein Mol eines beliebigen Stoffes enthält die gleiche Anzahl von Teilchen dieses Stoffes (Struktureinheiten). Die Anzahl der Struktureinheiten, die in einem Stoff mit einer Menge von einem Mol enthalten sind, beträgt 6,02 10 23 und angerufen Avogadros Nummer (N SONDERN ).

Beispielsweise enthält ein Mol Kupfer 6,02 10 23 Kupferatome (Cu) und ein Mol Wasserstoff (H 2) enthält 6,02 10 23 Wasserstoffmoleküle.

Molmasse(M) ist die Masse einer Substanz in einer Menge von 1 Mol.

Die Molmasse wird mit dem Buchstaben M bezeichnet und hat die Einheit [g/mol]. In der Physik wird die Dimension [kg/kmol] verwendet.

Im allgemeinen Fall stimmt der Zahlenwert der Molmasse eines Stoffes numerisch mit dem Wert seiner relativen Molekülmasse (relative Atommasse) überein.

Zum Beispiel ist das relative Molekulargewicht von Wasser:

Herr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 Uhr

Die Molmasse von Wasser hat den gleichen Wert, wird aber in g/mol ausgedrückt:

M (H 2 O) = 18 g/Mol.

Somit hat ein Mol Wasser mit 6,02 10 23 Wassermolekülen (bzw. 2 6,02 10 23 Wasserstoffatomen und 6,02 10 23 Sauerstoffatomen) eine Masse von 18 Gramm. 1 Mol Wasser enthält 2 Mol Wasserstoffatome und 1 Mol Sauerstoffatome.

1.3.4. Das Verhältnis zwischen der Masse eines Stoffes und seiner Menge

Kennt man die Masse eines Stoffes und seine chemische Formel und damit den Wert seiner Molmasse, kann man die Menge eines Stoffes bestimmen, und umgekehrt kann man, wenn man die Menge eines Stoffes kennt, seine Masse bestimmen. Für solche Berechnungen sollten Sie die Formeln verwenden:

wobei ν die Stoffmenge [mol] ist; m ist die Masse des Stoffes, [g] oder [kg]; M ist die Molmasse des Stoffes, [g/mol] oder [kg/kmol].

Um beispielsweise die Masse von Natriumsulfat (Na 2 SO 4) in der Menge von 5 mol zu finden, finden wir:

1) der Wert des relativen Molekulargewichts von Na 2 SO 4, der die Summe der gerundeten Werte der relativen Atommassen ist:

Herr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) der Wert der Molmasse des Stoffes, der numerisch gleich ist:

M (Na 2 SO 4) = 142 g/mol,

3) und schließlich eine Masse von 5 mol Natriumsulfat:

m = νM = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Antwort: 710.

1.3.5. Das Verhältnis zwischen dem Volumen eines Stoffes und seiner Menge

Unter normalen Bedingungen (n.o.), d.h. unter Druck R , gleich 101325 Pa (760 mm Hg), und Temperatur T, gleich 273,15 K (0 С), ein Mol verschiedener Gase und Dämpfe nimmt das gleiche Volumen ein, gleich 22,4 l.

Das Volumen, das von 1 Mol Gas oder Dampf bei n.o. eingenommen wird, wird genannt molares VolumenGas und hat die Dimension von einem Liter pro Mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Die Kenntnis der Menge an gasförmiger Substanz (ν ) und Molvolumenwert (V mol) können Sie sein Volumen (V) unter normalen Bedingungen berechnen:

V = ν V mol,

wobei ν die Stoffmenge [mol] ist; V ist das Volumen des gasförmigen Stoffes [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Umgekehrt, wenn man das Volumen kennt ( v) eines gasförmigen Stoffes unter Normalbedingungen können Sie seine Menge (ν) berechnen :